Wanneer elementair magnesium in lucht verbrandt, combineert het met zuurstof tot een ionische verbinding die magnesiumoxide of MgO wordt genoemd. Het magnesium kan ook combineren met stikstof tot magnesiumnitride, Mg3N2, en kan ook reageren met kooldioxide. De reactie is krachtig en de resulterende vlam is een schitterende witte kleur. Op een gegeven moment werd het verbranden van magnesium gebruikt om licht te genereren in fotografie-flitslampen, hoewel vandaag elektrische flitslampen zijn vervangen. Toch blijft het een populaire demonstratie in een klaslokaal.

Herinner uw publiek eraan dat lucht een mengsel van gassen is; stikstof en zuurstof zijn de belangrijkste bestanddelen, hoewel er ook koolstofdioxide en sommige andere gassen aanwezig zijn.

Leg uit dat atomen de neiging hebben om stabieler te zijn wanneer hun buitenste schaal vol is, d.w.z. het maximale aantal elektronen bevat. Magnesium heeft slechts twee elektronen in zijn buitenste schil, dus het neigt ernaar deze weg te geven; het positief geladen ion gevormd door dit proces, het Mg + 2 ion, heeft een volledige buitenschil. Zuurstof daarentegen heeft de neiging om twee elektronen te krijgen, die de buitenste schil vullen.

Wijs erop dat zodra zuurstof twee elektronen uit het magnesium heeft gewonnen, het meer elektronen dan protonen heeft, dus het heeft een netto negatieve lading . Het magnesiumatoom heeft daarentegen twee elektronen verloren, dus het heeft nu meer protonen dan elektronen en dus een netto positieve lading. Deze positief en negatief geladen ionen worden naar elkaar toe aangetrokken, dus komen ze samen om een ​​roosterachtige structuur te vormen.

Leg uit dat magnesium en zuurstof samen magnesium bevatten, heeft minder energie dan het magnesiumoxide reactanten. De verloren energie wordt uitgestraald als warmte en licht, wat de schitterende witte vlam die je ziet verklaart. De hoeveelheid warmte is zo groot dat het magnesium ook kan reageren met stikstof en koolstofdioxide, die beide meestal erg niet-reactief zijn.

Leer je publiek dat je kunt berekenen hoeveel energie er door dit proces vrijkomt door het opsplitsen in verschillende stappen. Warmte en energie worden gemeten in eenheden die joules worden genoemd, waarbij een kilojoule duizend joules is. Het verdampen van magnesium tot de gasfase kost ongeveer 148 kJ /mol, waarbij een mol 6,022 x 10 ^ 23 atomen of deeltjes is; aangezien de reactie twee atomen van magnesium omvat voor elk O2-zuurstofmolecuul, vermenigvuldig dit getal met 2 om 296 kJ te krijgen. Ionisatie van het magnesium kost 4374 kJ extra, terwijl het breken van de O2 tot individuele atomen 448 kJ kost. Het toevoegen van de elektronen aan de zuurstof kost 1404 kJ. Als je al deze nummers optelt, krijg je 6522 kJ uitgegeven. Dit alles wordt echter teruggewonnen door de energie die vrijkomt wanneer de magnesium- en zuurstofionen zich verenigen in de roosterstructuur: 3850 kJ per mol of 7700 kJ voor de twee mol MgO geproduceerd door de reactie. Het netto resultaat is dat de vorming van magnesiumoxide 1206 kJ vrijmaakt voor twee mol gevormd product of 603 kJ per mol.

Deze berekening vertelt je natuurlijk niet wat er feitelijk gebeurt; het eigenlijke mechanisme van de reactie omvat botsingen tussen atomen. Maar het helpt je te begrijpen waar de energie die door dit proces wordt vrijgegeven, vandaan komt. De overdracht van elektronen van magnesium naar zuurstof, gevolgd door de vorming van ionische bindingen tussen de twee ionen, geeft een grote hoeveelheid energie vrij. De reactie brengt natuurlijk enkele stappen met zich mee die energie vereisen, en daarom moet je hitte of een vonk van een aansteker leveren om hem kickstart te krijgen. Zodra je dit hebt gedaan, geeft het zoveel warmte vrij dat de reactie zonder verdere tussenkomst doorgaat.

Tip

Als je een demonstratie in de klas wilt, vergeet dan niet dat het verbranden van magnesium potentieel gevaarlijk is ; dit is een hoogverhitte reactie en het gebruik van een koolstofdioxide- of waterbrandblusser op een magnesiumvuur zal het zelfs nog erger maken.